高二化学电离水解

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化学盐类的水解电离知识点总结

化学盐类的水解电离知识点总结一、盐类的水解盐类的水解是指盐溶解在水中时，离子与水分子发生反应生成新的离子或分子物质的过程。

水解反应通常发生在弱酸盐或弱碱盐溶液中，分为酸性水解和碱性水解两种类型。

1.酸性水解当酸性盐溶解在水中时，阳离子会与水分子发生反应，产生酸性溶液。

这是由于阳离子是强酸的共轭碱，与水分子结合生成氢离子(H+)，使溶液呈酸性。

示例反应：铵盐(NH4Cl)+H2O→NH4OH+HCl2.碱性水解当碱性盐溶解在水中时，阴离子会与水分子发生反应，产生碱性溶液。

这是因为阴离子是强碱的共轭酸，与水分子结合生成氢氧根离子(OH-)，使溶液呈碱性。

示例反应：铝盐(AlCl3)+H2O→Al(OH)3+HCl需要注意的是，盐类水解的程度受其溶解度和离子的水合能力的影响。

溶解度越大，水解程度越小；离子的水合能力越强，水解程度也越小。

二、盐类的电离盐类的电离是指盐类溶解在水中，离子与水分子发生解离反应，形成游离离子的过程。

这是由于水是一种极性分子，能够与离子相互作用，将盐分子解离成离子。

1.强电解质强电解质是指能够完全电离的盐类。

在水中完全溶解的强酸、强碱和盐都属于强电解质。

它们的分子在水中离解成对应的阳离子和阴离子，溶液具有良好的电导性。

示例：NaCl + H2O → Na+(aq) + Cl-(aq)2.弱电解质弱电解质是指在水中只部分电离的盐类。

它们的分子在水中只有一部分离解成离子，溶液的电导性相对较差。

示例：NH4Cl + H2O ⇌ NH4+(aq) + Cl-(aq)需要注意的是，强电解质和弱电解质的区分是根据离解程度而定，而不是盐的种类。

同一个盐在不同条件下可能表现出强电解质或弱电解质的性质。

三、影响水解和电离的因素1.温度：温度的增加会促进水解和电离反应的进行，提高溶液的电导性。

2.浓度：较高的盐浓度促进水解反应的进行，但也可能限制电离反应的进行。

3.溶剂：溶液中的溶剂性质，如极性和离子溶解度，会影响水解和电离的程度。

电离与水解高考试题大全

电离与水解1.弱电解质的电离平衡强电解质在溶液中完全电离,不存在电离平衡.弱电解质在溶液中电离时,不完全电离,存在电离平衡.当弱电解质的离子化速率和分子化速率相等时,则建立了电离平衡.其平衡特点与化学平衡相似.（“逆,等,动,定,变”）2. 影响电离平衡的因素：升高温度,电离程度增大.稀释溶液会促使弱电解质的电离平衡向电离的方向移动.3.水解规律：有弱才水解,谁弱谁水解,谁强显谁性,越弱越水解,都弱都水解,两强不水解.4. 影响盐类水解的因素：决定因素是盐的结构和性质.①温度：盐类水解是吸热,升温,水解程度增大.②浓度：水解过程是一个微粒总量（不考虑水分子）增加的过程,因而加水稀释,平衡向右移动,水解程度加大,而水解产生的H+（或OH-）的浓度减小.③加入酸、碱等物质：水解显酸性的盐溶液中加入碱,肯定促进盐的水解,加入酸,抑制盐的水解；水解显碱性的同理.总之水解平衡遵从化学平衡移动原理.5. 守恒规律：电荷守恒,物料守恒,物料守恒电荷守恒：电解质溶液中阴、阳离子所带的正、负电荷数相等,即溶液不显电性.物料守恒：就是电解质溶液中某一组分的原始浓度（起始浓度）应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和.质子守恒：水电离的特征是c (H+)= c (OH-)）例题讲解：盐类水解的原理及影响因素：1.在25.C时,在浓度为1mol/L的（NH4）2SO4、（NH4）2CO3、（NH4）2Fe（SO4）2的溶液中,测得其c（NH4+）分别为a、b、c（单位为mol/L）,下列判断正确的是（）A. a=b=c B a﹥b﹥c C a﹥c﹥b D c﹥a﹥b2.相同温度、相同物质的量浓度的4种溶液：顺序排列,正确的是（）A．④①③② B．①④③② C．①②③④ D．④③①②3.温度相同、浓度均为 mol/L的①（NH4）2SO4、②NaNO3、③NH4HSO4、④NH4NO3、⑤⑥CH3COONa溶液,它们的pH值由小到大的排列顺序是（）A. ③①④②⑥⑤B. ①③⑥④②⑤C. ③②①⑥④⑤D. ⑤⑥②④①③溶液中离子浓度的大小比较：1.下列溶液中各微粒的浓度关系不．正确的是( )(A) mol·L－1 HCOOH溶液中：c(HCOO－)＋c(OH－) = c(H＋)(B)1 L mol·L－1 CuSO4·(NH4)2SO4·6H2O的溶液中：))＞c (Cu 2＋)＞c (H ＋)＞c (OH －) (C ) m o l ·L －1NaHC O3溶液中：c (N a＋)＋c (H ＋)＋c (H 2C O3) =c(D)等体积、等物质的量浓度的NaX 和弱酸HX 混合后的溶液中： c (Na ＋)＞c (HX)＞c (X －)＞c (H ＋)＞c (OH －) 2.25℃时有关弱酸的电离平衡常数见下表：弱酸化学式 CH 3COOH HCN H 2CO 3 电离平衡常数 ×l0-5 ×l0-10K 1=×l0-7 K 2=×l0-11下列叙述正确的是 A ．向冰醋酸中逐滴加水,则溶液的导电性、醋酸的电离度、pH 均先增大后减小 B ．等物质的量浓度的各溶液pH 的大小关系为： pH(Na 2CO 3)＞pH(NaCN)＞pH(NaHCO 3) ＞pH(CH 3COONa) C ．a mol·L －1 HCN 溶液与b mol·L －1NaOH 溶液等体积混合,充分反应后所得溶液中 c (Na ＋)＞c (CN －),则a 一定小于bD ．浓度均为 mol ·L -1的NaHCO 3和Na 2CO 3混合溶液中有关微粒的浓度关系为： c (OH －) = c (H ＋) ＋0.5 c (HCO 3－) ＋1.5 c (H 2CO 3)－0.5c (CO 32－)3.下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A ． mol·L －1 CH 3COONH 4溶液：c(NH 4＋)—c(CH 3COO —)=c(CH 3COOH)—c(NH 3·H 2O) B ． mol·L －1 NaHCO 3溶液：c(OH —)= c(H+)+c(HCO 3—)+2c(H 2CO 3) C ．25℃时,BaCO 3饱和溶液(Ksp =×l0-9)：c(Ba 2+)= c(C032-)> c(H +)= c(OH -) D ．25℃时,NH 3·H 2O 和NH 4Cl 混合溶液[pH=7, c(Cl -)= mol·L －1] c(NH 4+) =c(NH 3·H 2O)> c(H 十)= c(OH -) 4. 25℃时,将氨水与氯化铵溶液混合得到 c (NH 3·H 2O)＋c (NH 4＋) = mol·L －1的混合溶液.溶液中c (NH 3·H 2O)、c (NH 4＋)与pH 的关系如图所示.下列有关离子浓度关系叙述一定正确的是 A ．W 点表示溶液中：c (NH 4＋) ＋c (H ＋) ＝ c (Cl －)＋c (OH －) B ．pH ＝溶液中：c (Cl －)＋c (OH －)＋c (NH 3·H 2O)＜ mol·L －1 C ．pH ＝溶液中：c (NH 3·H 2O)＞c (NH 4＋)＞c (OH －)＞c (H ＋)D ．向W 点所表示1L 溶液中加入固体（忽略溶液体积变化）：c (Cl －)＞c (Na ＋)＞c (OH －) ＞c (NH 4＋) ＞c (H ＋) 5. 常温下,向L-1 NaOH 溶液中逐滴加入L-1 CH 3COOH 溶液,曲线如右图所示,有关粒子浓度关系正确的是A ．只有在A 、B 间任一点,溶液中才有： c(Na +)+c(H +)＝c(CH 3COO －)+(OH －)B ．在B 点,a ＞25,且有c(Na+)＝c(CH 3COO －)＞c(OH －)＝c(H +)C ．在C 点：c(CH 3COO －)＞c(Na +)＞c(H +)＞c(OH －)D ．在D 点：c(CH 3COO －)+c(CH 3COOH)＝c(Na +) 6. 常温下,用 mol ·L —1HCl 溶液滴定 mL 浓度为 mol ·L —1 Na 2CO 3溶液,所得滴定曲线如右图所示.下列说法正确的是 A ．当V ＝0时：c (H ＋)＋c (HCO 3－)＋c (H 2CO 3)＝c (OH －) B ．当V ＝5时：c (CO 32—)＋c (HCO 3－)＋c (H 2CO 3)＝2c (Cl －) C ．当V ＝10时：c (Na ＋)＞c (HCO 3－)＞c (CO 32—)＞c (H 2CO 3) D ．当V ＝a 时：c (Na ＋)＞c (Cl －)＞c (H ＋)＝c (OH －)24 6 8 10 12V /mL pH7. 下列有关溶液中粒子浓度的关系式中,正确的是A ．pH 相同的①CH 3COONa 、②NaHCO 3、③ONa 三份溶液中的c (Na ＋)：③＞②＞①B ．·L －1某二元弱酸强碱盐NaHA 溶液中： c (Na +)=2c (A 2-)＋c (HA -)＋c (H 2A)C ．右图中pH ＝7时：c (Na ＋)＞c (CH 3COO －) ＞c (OH －)＝c (H ＋)D ．右图中a 点溶液中各离子浓度的关系是： c (OH －)＝c (H ＋)＋c (CH 3COO －)＋2c (CH 3COOH) 8. 已知乙酸（HA ）的酸性比甲酸（HB ）弱,在物质的量浓度均为L 的NaA 和NaB 混合溶液中,下列排序正确的是(OH-)>c (HA)>c (HB)>c (H +) B. c (OH -)>c (A -)>c (B -)>c (H +)C. c (OH -)>c (B -)>c (A -)>c (H +)D. c (OH -)>c (HB)>c (HA)>c (H +)9. 向体积Va 的·1L - C 3H COOH 溶液中加入体积为Vb 的·1L -KOH 溶液,下列关系错误的是 A. Va ＞Vb 时：c （C 3H COOH ）+c （C 3H COO ―）＞c （K +） B ．Va=Vb 时：c （C 3H COOH ）+ c （H +）=c （O H -）C ．Va<Vb 时：c （C 3H COO ―）＞c （K +）＞c （O H -）＞c （H +）D. Va 与Vb 任意比时：c （K +）+ c （H +）= c （O H -）+ c （C 3H COO ―） 10.常温下,将amol·L -l NaHCO 3与b mol·L -l NaOH （0<a<,0<b<）等体积混合.下列有关混合溶液的推论正确的是（）A ．若a=b,则c （OH —）=c （H +）+2c （H 2CO 3）+C （HCO 3-）B ．若a=2b,则c （Na +）>c （CO 32—）>c （HCO 3—）>c （OH —）C ．若b=2a,则c （Na +）>c （CO 32-）>c （HCO 3-）>c （OH —）>c （H +）D ．若34c （Na +）=c （CO 32-）+c （HCO 3-）+c （H 2CO 3）,则可推出a=3b真题再现：1.下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是A ．pH=2的HA 溶液与pH=12的MOH 溶液任意比混合：c (H +) + c (M +) == c (OH -) + c (A -)B ．pH 相等的CH 3COONa 、NaOH 和Na 2CO 3三种溶液： c (NaOH)＜c (CH 3COONa)＜c (Na 2CO 3)C ．物质的量浓度相等CH 3COOH 和CH 3COONa 溶液等体积混合： c (CH 3COO -) +2c (OH -) == 2c (H +) + c (CH 3COOH)D ．·L -1的NaHA 溶液,其pH=4：c (HA -)＞c (H +)＞c (H 2A)＞c (A 2-) 2.下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是：A ．室温下,向·L －NH 4HSO 4 溶液中滴加NaOH 溶液至中性： c(Na ＋)>c((SO 42－)>c(NH 4＋)>c(OH －)＝c(H ＋)B ．·L －1NaHCO 3溶液： c(Na ＋)>c(OH －)>c((HCO 3－)>c(H ＋)p H0 5 10 20 a V (CH 3COOH)/mL12 874 · 用 mol/L CH 3COOH 溶液滴定20 mL L NaOH 溶液的滴定曲线C ．Na 2CO 3溶液：c(OH －)－c(H ＋)＝c((HCO 3－)+2c(H 2CO 3)D ．25℃时,,pH ＝、浓度均为·L －1的CH 3COOH 、CH 3COONa 混合溶液：c(CH 3COO －)＋c(OH －)<c(CH 3COOH)＋c(H ＋)3.常温下,用 1mol L -•NaOH 溶液滴定 mL 1mol L -• 3CH COOH 溶液滴定曲线如右图.下列说法正确的是 A. 点①所示溶液中：B. 点②所示溶液中：C. 点③所示溶液中：D. 滴定过程中可能出现4.下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A.在·L -1NaHCO 3溶液中：c(Na +)> c(HCO 3+)> c(CO 32-)> c(H 2CO 3) B.在·L -1Na 2CO 3溶液中：c(OH -)- c(H +)= c(HCO 3-)+2c(H 2CO 3) C.向 mol ·L -1NaHCO 3溶液中加入等体积·L -1NaOH 溶液： c(Na +)= c(CH 3COO -)> c(CH 3COOH)> c(H +)= c(OH -)D.常温下,CH 3COONa 和CH 3COOH 混合溶液[pH=7, c(Na +)=·L -1]： c(CO 32-)> c(HCO 3-)> c(OH -)> c(H +)5. 25℃,有c(CH 3COOH)＋c(CH 3COO －)= mol ·L －1的一组醋酸和醋酸钠混合溶液,溶液中c(CH 3COOH)、c(CH 3COO －)与pH 值的关系如图所示.下列有关离子浓度关系叙述正确的是=溶液中：c(CH 3COOH)＞c(CH 3COO －)＞c(H ＋)＞c(OH －) 点表示溶液中：c(Na ＋)＋c(H ＋)=c(CH 3COO －)＋c(OH －)=溶液中：c(Na ＋)＋c(H ＋)－c(OH －)＋c(CH 3COOH)= mol ·L －1 D.向W 点所表示溶液中通入气体(溶液体积变化可忽略)：c(H ＋)=c(CH 3COOH)＋c(OH －)6. 25℃时,下列有关溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A ． mol ·L －1CH 3COONa 溶液和 mol ·L －1 HCl 溶液等体积混合：c (Na ＋)=c (Cl －)＞c (CH 3COO －)＞c (OH －)B ． mol ·L －1 NH 4Cl 溶液和 mol ·L －1 氨水等体积混合（pH ＞7）：c (NH 3·H 2O)＞c (NH 4＋)＞c (Cl －)＞c (OH －)C ． mol ·L －1 Na 2CO 3溶液和 mol ·L －1 NaHCO 3溶液等体积混合：32c (Na ＋) = c (CO 32－) + c (HCO 3－) + c (H 2CO 3) D ． mol ·L －1 Na 2C 2O 4溶液和 mol ·L －1 HCl 溶液等体积混合（H 2C 2O 4为二元弱酸）： 2c (C 2O 42－) + c (HC 2O 4－) + c (OH －) = c (Na ＋) + c (H ＋)7.一定温度下,三种碳酸盐MCO 3(M ：Mg 2＋、Ca 2＋、Mn 2＋)的沉淀溶解平衡曲线如下图所示.已知: pM=-lg c(M),pc(CO 32－)= -lg cc(CO 32－).下列说法正确的是A．MgCO3、CaCO3、MnCO3的Ksp依次增大B．a 点可表示MnCO3的饱和溶液,且c(Mn2＋)= c(CO32－)C．b 点可表示CaCO3的饱和溶液,且c(Ca2＋)<c(CO32－)D．c 点可表示MgCO3的不饱和溶液,且c(Mg2＋)<c(CO32－)8. 常温时,将V1mL c1mol/L的氨水滴加到V2mL c2mol/L的盐酸中,下述结论中正确的是：A．若混合溶液的pH＝7,则c1V1>c2V2B．若V1＝V2,c1＝c2,则混合液中c(NH4+)=c(Cl－)C．若混合液的pH＜7,则混合液中c(NH4+)＞c(Cl－)＞C(H+)＞C(OH－)D．若V1＝V2,且混合液的pH＜7,则一定有c1＜c29. 现有a mol/LNaX和b mol/LNaY两种盐溶液．下列说法不正确的是（若是溶液混合,则忽略混合时的体积变化）（）A．若a=b且pH（NaX）＞pH（NaY）,则酸性HX＞HYB．若a=b且c（X-）=c（Y-）+c（HY）,则酸性HX＞HYC．若a＞b且c（X-）=c（Y-）,则酸性HX＜HYD．若a=L且两溶液等体积混合,则c（X-）+c（HX）=L10. 25℃时,向10mL L KOH溶液中滴加L苯酚溶液,混合溶液中粒子浓度关系正确的是>7时,c(C6H5O-)>c(K+)>c(H＋)>c(OH―)<7时,c(K+)>c(C6H5O-)> c(H＋)>c(OH―)[C6H5OH(aq)]=10mL时,c(K+)=c(C6H5O-)>c(OH―)=c(H＋)D. V[C6H5OH(aq)]=20mL时,c(C6H5O-)+c(C6H5OH)= 2c(K+)11. 室温下,向下列溶液中通入相应的气体至溶液pH＝7(通入气体对溶液体积的影响可忽略),溶液中部分微粒的物质的量浓度关系正确的是A．向mol·L－1 NH4HCO3溶液中通入CO2：c(NH4＋)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)B．向mol·L－1 NaHSO3溶液中通入NH3：c(Na＋)＞c(NH4＋)＞c(SO32－)C．mol·L－1 Na2SO3溶液通入SO2：c(Na＋)＝2[c(SO32－)＋c(HSO3－)＋c(H2SO3)]D．mol·L－1 CH3COONa溶液中通入HCl：c(Na＋)＞c(CH3COOH)＝c(Cl－)12 .H2C2O4为二元弱酸.20℃时,配制一组c（H2C2O4）+ c（HC2O4-）+ c（C2O42-）= mol·L-1的H 2C2O4和NaOH混合溶液,溶液中部分微粒的物质的量浓度随PH的变化曲线如右图所示.下列指定溶液中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是A．PH=的溶液中：c（H2C2O4）+ c（C2O42-）> c（HC2O4-）B．c（Na+）= mol·L-1的溶液中：c（H+）+c（H2C2O4）=c（OH-）+ c（C2O42-）C．c（HC2O4-）= c（C2O42-）的溶液中：c（Na+）> mol·L-1+ c（HC2O4-）D．PH=的溶液中：c（Na+）>2 c（C2O42-）。

高三化学-水解和电离

高三化学-水解和电离work Information Technology Company.2020YEAR电离与水解电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。

解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。

首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。

一、电离平衡理论和水解平衡理论1.电离理论：⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；2.水解理论：从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。

例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― )理清溶液中的平衡关系并分清主次：⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。

⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。

二、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。

如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。

书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。

化学水解电离总结

电离水解平衡一、电离水解平衡的特点①弱电解质溶于水,在水分子的作用下,弱电解质分子的离子化过程和阴阳离子的分子化过程的速率相同建立了该化学平衡,电离平衡的移动遵循化学平衡移动的一般性规律。

②影响电离平衡的主要因素有:温度的升降;溶质浓度的降低(稀释)；通过离子消耗降低生成离子的浓度;同离子效应――增大生成离子的浓度。

③遵循勒夏特列原理,平衡的移动是减弱外界条件的改变而不是逆转外界条件的改变.例如:加水稀释醋酸,平衡正向移动，但是溶液中的C（Ｈ＋）依然是减小的,增加的只是ｎ（Ｈ+)。

例１.已知多元弱酸在水溶液中的电离是分步进行的,且第一步的电离程度大于第二步的电离程度,第二步的电离程度远大于第三步的电离程度.今有ＨＡ、Ｈ2B、Ｈ3C三种一元、二元、三元弱酸，根据“较强酸+较弱酸盐=较强酸盐+较弱酸”的反应规律,它们之间能发生下列反应:①ＨA＋ＨＣ２－(少量)=Ａ—+Ｈ2C—②H2B（少量）+2Ａ—=Ｂ２—+2HA③Ｈ２B(少量）+H２C—＝HB—+Ｈ３C回答下列问题:（1)相同条件下，ＨA、Ｈ2B、H3C三种酸中酸性最强的是。

(２)A—、B2-、C3-、HB-、H2C-、HC２－６种离子中,最易结合质子的是最难结合质子的是(3)判断下列反应的离子方程式中正确的是(填写标号）A.H3C+3Ａ-＝３ＨＡ＋C3-B。

ＨB-＋A-=ＨA＋B２－ C．H3Ｃ＋B2－=ＨB—＋H２C—(4)完成下列反应的离子方程式A. Ｈ3Ｃ+ＯH-（过量)B。

HＡ(过量)+C３-某些盐溶液的配制、保存在配制ＦeCｌ3、 FeＣl２、ＡlCl３、CuSO4等溶液时为防止水解，常向盐溶液中加入少量相应的酸Ｎa２SiＯ3、Na2CO３、NＨ４F等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中,因Ｎa2SiO３、Nａ2CO3水解呈碱性,产生较多OH-,NH４Ｆ水解产生ＨＦ，OH-、ＨF均能腐蚀玻璃。

某些离子间因发生又水解而在溶液中不大量共存,如①Aｌ３+与Ｓ2-、ＨS—、ＣＯ32－、HＣO3-、AlO2—、SｉＯ32—、ＣlO-、Ｃ６Ｈ５O—等不共存②Fe3+与ＣO３2—、ＨＣO3-、ＡｌＯ2-、ClＯ—等不共存③ＮH4＋与ＣlO－、ＳｉO３２－、AlO2－等不共存想一想：Al２Ｓ3为何只能用干法制取？小结：能发生双水解反应,首先因为阴、阳离子本身单一水解程度相对较大,其次水解一方产生较多Ｈ+，另一方产生较多OH—,两者相互促进,使水解进行到底。

高三化学电离与水解知识点

高三化学电离与水解知识点电离与水解是高中化学中重要的知识点，涉及到溶液的离子化程度、酸碱中和反应等概念。

本文将围绕电离与水解的定义、化学平衡中的应用以及相关实例进行详细阐述。

一、电离与水解的定义电离是指化学物质在溶液中或熔融状态下，通过释放离子而转变为离子的过程。

以强酸HCl为例，当它溶解在水中时，会释放出H+离子和Cl-离子：HCl（气体）→ H+（溶液）+ Cl-（溶液）水解是指化学物质在水溶液中与水发生反应，产生离子和水的过程。

以强碱NaOH为例，当它溶解在水中时，会发生水解反应：NaOH（固体）+ H2O（液体）→ Na+（溶液）+ OH-（溶液）二、化学平衡中的电离与水解在酸碱中和反应中，离子的电离与水解是化学平衡过程中重要的组成部分。

根据勒夏特列原理，对于弱电解质溶液，它的电离与水解可以相互制约，形成动态平衡。

以弱酸HAc（醋酸）的电离与水解为例，该过程可以表达为如下平衡反应：HAc（溶液）⇄ H+（溶液）+ Ac-（溶液）在水中，HAc分子发生电离，部分转化为离子H+和Ac-，同时也会出现Ac-与水分子的水解反应：Ac-（溶液）+ H2O（溶液）⇄ HAc（溶液）+ OH-（溶液）这两个反应相互制约，不断进行，直到达到化学平衡。

三、电离与水解的相关实例1. 酸碱指示剂的应用酸碱指示剂是根据溶液的酸碱性质发生颜色变化的物质。

这种颜色变化与指示剂分子的电离与水解有关。

如甲基橙指示剂，在酸性溶液中会接受H+离子而发生电离，呈现红色；在碱性溶液中，指示剂分子与OH-离子发生水解，呈现黄色。

通过观察指示剂的颜色变化，可以判断溶液的酸碱性质。

2. 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸溶液与碱溶液按化学计量比发生完全反应的过程。

在这个过程中，酸与碱溶液中的离子发生重新组合，形成中和盐和水。

例如，盐酸和氢氧化钠反应生成氯化钠和水的化学方程式为：HCl（溶液）+ NaOH（溶液）→ NaCl（溶液）+ H2O（溶液）该反应中，HCl中的H+离子与NaOH中的OH-离子结合，生成中和盐NaCl和水。

高考化学电离平衡九大知识点

七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。

2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。

3、盐类水解规律：①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。

②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。

(如:Na2CO3＞NaHCO3)4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4- 显酸性②电离程度＞水解程度，显酸性（如: HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞电离程度，显碱性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。

双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。

使得平衡向右移。

（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。

双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑9、水解平衡常数（Kh）对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）电离、水解方程式的书写原则1）、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。

高中化学--高考总复习五――电离与水解 6.电离与水解

高考总复习五――电离与水解6．电离与水解[考点扫描]1．强弱电解质与结构的关系及其判断方法。

2．弱电解质的电离平衡及电离方程式的书写。

3．水的离子积常数及其影响因素。

4．溶液中c(H+)、溶液的pH与溶液的酸碱性的关系：5．有关pH的计算。

6．盐类的水解的实质和规律。

7．盐类水解离子方程式的书写。

8．盐类水解的影响因素。

9．盐类水解的应用，溶液中微粒的成分及浓度。

[知识指津]1．强电解质和弱电解质的比较离子2．弱电解质的电离平衡的特征：(1)“动”：电离平衡是动态平衡，(2)“定”：溶液中分子和离子的浓度保持不变；(3)“变”：条件改变，平衡被破坏。

影响电离平衡的因素主要是：温度、浓度和同离子，可运用勒夏特列原理判断条件改变时电离平衡移动的方向。

弱电解质电离方程式的书写应注意多元弱酸分步电离；多元弱碱电离过程复杂，一步写出。

3．电解质溶液的导电能力与离子浓度及离子所带电荷数有关，溶液中自由移动的离子浓度越大，离子所带电荷数越高，导电能力越强，反之亦然。

强电解质溶液导电能力不一定强。

4．常温下水的离子积Kω＝c(H+)·c(OH-)＝1×10-14不仅适用于纯水，还适用于稀的水溶液(包括酸性溶液、中性溶液和碱性溶液)，在任何情况下，c(H+)或c(OH-)都不会等于零，所以任何水溶液中H+和OH-总是同时存在，只是相对含量不同而已。

但任何溶液中由H2O电离出的c(H+)和c(OH-)总是相等。

水的离子积常数Kω只与温度有关，温度升高，水的电离程度增大。

5．pH的适用范围：适用于c(H+)或c(OH-)为1mol/L以下的稀溶液，pH的取值范围为0－14。

当pH小于0或pH大于14时，溶液较浓，则直接用c(H+)或c(OH-)来表示其酸碱性强弱较为方便。

其中：c(H+)越大，pH越小，溶液酸性越强；c(OH-)越大，pH越大，溶液碱性越强。

pH改变一个单位，溶液中c(H+)便改变10倍，如pH每增大一个单位，c(H+)就减小10倍。

高三化学-水解和电离

电离与水解电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。

解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理〞，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。

首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论根底。

一、电离平衡理论和水解平衡理论1.电离理论：⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；2.水解理论：从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的〔一般不超过2‰〕。

例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH―)理清溶液中的平衡关系并分清主次：⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。

⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的〔双水解除外〕，因此水解生成的弱电解质及产生H+的〔或OH-〕也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)〔或碱性溶液中的c(OH-)〕总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性〞，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进展的，主要以第一步水解为主。

二、电解质溶液中的守恒关系1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数，电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比拟或计算离子的物质的量或物质的量浓度。

如〔1〕在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),假设c(H＋)＞c(OH―)，那么必然有c(A+)＜c(M-)。

书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。

例：NH4Cl溶液：c(NH+ 4)+ c(H+)= c(Cl-)+ c(OH-)Na2CO3溶液：c(Na＋)+ c(H＋)= 2c(CO2－3)+ c(HCO－3)+ c(OH-)NaHCO3溶液：c(Na＋)+ c(H＋)= 2c(CO2－3) + c(HCO－3)+ c(OH-)NaOH溶液：c(Na＋) + c(H＋)= c(OH-)Na3PO4溶液：c(Na＋) + c(H＋) = 3c(PO3－4) + 2c(HPO2－4) + c(H2PO－4) + c(OH-)2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化〔反响或电离〕前某元素的原子〔或离子〕的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子〔或离子〕的物质的量之和。

水解和电离的例子

水解和电离的例子
水解和电离是化学反应中常见的两种过程。

水解反应是一种化学反应，其中水分子与另一化合物发生反应，导致该化合物分解。

这个过程通常涉及到强电解质分解成弱电解质的反应。

例如，当氯化铁（FeCl3）与水反应时，会生成氢氧化铁（Fe(OH)3）和盐酸（HCl）。

这个反应可以表示为：FeCl3 + H2O → Fe(OH)3 + 3HCl。

在这个反应中，水分子参与了氯化铁的分解，生成了氢氧化铁和盐酸。

电离则是电解质在水溶液中或熔融状态下离解成自由移动阴阳离子的过程。

这个过程是可逆的，即离子可以在水中重新组合成原来的电解质。

例如，硫酸铜（CuSO4）在水溶液中会电离成铜离子（Cu²⁺）和硫酸根离子（SO₄²⁻）。

这个反应可以表示为：CuSO4 → Cu²⁺ + SO₄²⁻。

在这个反应中，没有水分子的参与，硫酸铜直接分解成了铜离子和硫酸根离子。

请注意，以上两个例子都是简化的化学反应表示，实际的反应过程可能更为复杂。

同时，不是所有的化合物都会发生水解或电离反应，这取决于化合物的性质和条件。

高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解

电离与水解电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。

解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。

首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。

如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。

例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系：C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―)书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。

高中化学电离水解精品讲义

高中化学电离、水解精品讲义一、弱电解质的电离1. 电解质：在水溶液中活熔融状态下能导电的化合物。

2. 非电解质：在水溶液中或熔融状态下不能导电的化合物。

3. 电解质、非电解质、强电解质与弱电解质的比较类别电解质强电解质溶于水后或熔融状态下概念能完全电离的电解质离子化合物、某些共价化化合物类型合物电离程度溶液中存在的粒子（水分子不计）完全电离只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子绝大多数的盐（包括难溶性盐）；强酸：HCl、部分电离既有电离出来的阴、阳离子，又有电解质分子极少数盐；弱酸：CH3COOH、H2CO3、等；弱碱：非金属氧化物：CO2、SO2、ClO2等；部分非金属氧化物：NH3、CH4、SiH4等；大多数有机物：C2H5OH、C12H22O11（蔗糖）、CCl4等都是化合物不电离只有非电解质分子的电解质某些共价化合物下都不能导电的化合物某些共价化合物弱电解质溶于水后只有部分电离非电解质在水溶液中和熔融状态HNO3、H2SO4等；强碱：HClO实例 KOH、NaOH、Ba(OH)2等 NH3・H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等；水也是弱电解质相同点思考：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？分析：不一定！关键要分清发生电离散是否要原物质本身。

有可能溶于水时就发生了化学变化如（1）Cl2（2）CO2?溶于水??? 碳酸溶液↓ ↓ 非电解质 H2CO3电离（3）Na2O?溶于水??? 氯水 ?溶于水??? NaOH溶液↓ ↓ 即不是电解质 HCl、HClO 又不是非电解质发生电离↓ ↓ 虽不是本身电离子 NaOH电离但可在熔融态电离，故它属强电解质注意：(1)电解质的强弱与溶解性无关，某些盐如BaSO4、CaCO3等，虽难溶于水却是强电解质，因为它们溶于水的部分是完全电离的，尽管很难测出它们的导电性。

某些盐如HgCl2、Pb(CH3OO)2等尽管能溶于水，却部分电离，是弱电解质。

高中化学知识之弱电解质的电离、盐类的水解解析

弱电解质的电离、盐类的水解知识精讲一. 学习内容弱电解质的电离、盐类的水解二. 学习目的1. 掌握弱电解质的电离平衡的建立过程2. 了解电离平衡常数和电离度3. 理解盐类水解的本质，掌握盐类水解的方程式的书写4. 了解影响盐类水解的因素以及水解平衡的移动，了解盐类水解的利用三.学习教学重点、难点盐类水解的过程四.知识分析（一）、弱电解质的电离平衡1. 电离平衡（1）研究对象：弱电解质（2）电离平衡的建立：CH3COOH CH3COO— + H+（3）定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。

（4）电离平衡的特点：动：v电离=v结合、定：条件一定时，各组分浓度一定；变：条件改变时，平衡移动2. 电离平衡常数（1）定义：电离常数受温度影响，与溶液浓度无关，温度一定，电离常数一定。

根据同一温度下电离常数的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。

（2）表达式：CH3COOH CH3COO— + H+Ka = [CH3COO—][H+]/ [CH3COOH]注：弱酸的电离常数越大，[H+]越大，酸性越强；反之，酸性越弱。

H3PO4H2PO4— + H+ Ka1 = 7.1 × 10—3mol·L—1H2PO4—HPO42— + H+ Ka2 = 6.2 × 10—8mol·L—1HPO42—PO43— + H+ Ka3 = 4.5× 10—13mol·L—1注：多元弱酸各级电离常数逐级减少，且一般相差很大，故氢离子主要由第一步电离产生弱碱与弱酸具类似规律：NH3·H2O NH4+ + OH—K b=[NH4+][OH—]/[NH3·H2O]室温：K b（NH3·H2O）= 1.7 × 10—5mol·L—13. 电离度α=已电离的溶质分子数/原始溶质分子总数× 100％注：①同温同浓度，不同的电解质的电离度不同②同一弱电解质，在不同浓度的水溶液中，电离度不同；溶液越稀，电离度越大。

高二化学电离水解知识点整理

高二化学电离水解知识点整理高二化学电离水解知识点整理高二化学电离水解部分Believeinyourself电离平衡一.相关概念酸碱电解质：熔融状态或水溶液中能导电的化合物盐一部分氧化物一部分有机物：C2H5OH乙醇非电解质：熔融状态或水溶液中都不能导电的化合物C12H22O11蔗糖CCl4四氯化碳强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4强电解质2强碱：NaOH、KOH、Ba（OH）绝大多数盐：NaCl、NH4NO3、NH4HCO3电解质弱酸：HNO3、HAc、HClO、HF、H2S、H2SiO3、H3PO4、H2SO3弱电解质弱碱：NH3`H2O少数盐：HgCl2、Pb（CH3COO)2一元强酸与一元弱酸的比较①相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较一元强酸一元弱酸C（H+）大小pH小大中和碱的能力相同与活泼金属反应生成H2相同与活泼金属反应的υ（始）大小②相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸的比较见下表：一元强酸一元弱酸1C（H+）相同pH小大中和碱的能力小大与活泼金属反应生成H2小大与活泼金属反应的υ（始）相同弱电解质的电离平衡1．概念在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。

2．特征（动态平衡）（1）逆：可逆反应（2）动：动态平衡（3）等v（离子化）==v（分子化）≠0（4）定：平衡时溶液中离子、分子浓度保持不变。

（5）变：条件改变，平衡可能发生移动。

3．影响因素(1）浓度：浓度越大，电离程度越小。

在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。

(2）温度：温度越高，电离程度越大。

因电离是吸热的，升温平衡向吸热方向（电离方向）移动。

(3）同离子效应：醋酸溶液中加人醋裁钠晶体，平衡左移，电离程度减小，加人稀盐酸亦然。

(4）能反应的离子：醋酸溶液中加人NaOH，平衡右移，电离程度增大。

高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解

高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解三大守恒：物质守恒、电子守恒和能量守恒
物质守恒：物质守恒定律是物质不可增减的原则，也就说它可以保证物质在任何化学
反应中量不变。

即物质在纯化学反应中无论如何变换，其实质永不会消失或产生，总物质
的数量和性质在反应中是要保持不变的。

高中化学溶液离子水解与电离中，物质守恒定律
可以用来统计各离子量，即离子发生水解或电离时，无论是水解还是电离，在化学方程式中，离子的小括号内的系数都不会改变，也就是离子的数量和物质的性质都要保持一致，
而不会发生变化。

能量守恒：能量守恒定律是任何物质反应中，反应中系统的总能量在反应中是不变的。

这个定律表明，反应开始时所有反应物携带的总能量当反应结束时，总能量也不会受到影响，只是反应物携带的能量分布或释放情况不同而已。

在高中化学溶液离子水解与电离中，能量守恒定律可以用来计算离子的电荷数，通过计算出反应中的离子的电荷数，就可以推
导出离子的吸收或释放能量。

总之，高中化学溶液离子水解与电离中，三大守恒，包括物质守恒定律、电子守恒定
律和能量守恒定律，都可以用来计算溶液离子水解和电离反应中的离子数量、电荷和能量
释放情况。

它们从不同角度阐明了溶液离子水解与电离反应的基本规律，而且都是不可缺
少的重要部分。

高二化学电离水解

一)盐类水解口诀：有弱才水解，越弱越水解，双弱双水解，谁强显谁性。

(1)有弱才水解要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子(包括铵离子)。

女口：NaCI中的Na+对应的碱是强碱NaOH，则Na+是强碱金属离子，不会水解。

NaCI中的CI-对应的酸是强酸HCI ,则CI-是强酸根离子，也不会水解。

所以，NaCI在水溶液中不会发生水解。

又如：CH3COONa中的CH3COO-对应的是弱酸CH3COOH，贝U CH3COO- 是弱酸根离子，会水解。

消耗H2O电离出的H+，结合成CH3OOH分子。

使得水中OH-多出。

所以，CH3COONa的水溶液显碱性。

(2)越弱越水解盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱，水解的程度越大。

如：Na2CO3 和Na2SO3CO3A2-对应的酸是H2CO3 ; SO3A2-对应的酸是H2SO3由于H2CO3的酸性弱于H2SO3则，CO3A2-的水解程度比SO3A2-的水解程度更大，结合的H+更多。

所以，Na2CO3的碱性比NaSO3的碱性强。

(3)双弱双水解当盐中的阳离子对应的碱是弱碱并且盐中的阴离子对应的是弱酸时，则盐的这两种离子都会发生水解。

阳离子水解结合水电离出的OH-;阴离子水解结合水电离出的H+，所以双水解发生的程度往往较大。

女口：CH3COONH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2O ; CH3COO-对应的酸是弱酸CH3COOH贝U NH4+和CH3COO-都会发生水解，NH4+结合OH-形成NH3*H2O ;CH3COO- 结合H+形成CH3COOH，相互促进，水解程度较大。

(4)谁强显谁性主要是针对双水解的盐，即弱酸弱碱盐，由于盐中的阴离子水解结合H+，阳离子水解结合OH-要判断盐溶液的酸碱性，则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小。

女口：(NH4)CO3 ，由于NH3的碱性比H2CO3的酸性强(实际上比较的是两者的电离度，中学不做要求，只需记忆)，则NH4+的水解程度比CO3A2-的水解程度弱，使得水溶液中消耗的H+更多，有OH-多出。

高二化学电离水解

高二化学电离水解
电离水解是指长期以来广泛应用的一种分离或催化的化学反应，由于质子化以及质子
和电子的不同迁移能力，使化合物分解为离子，从而直接被分解，成为电离水解的核心原理。

电离水解可以将复杂的混合物，例如含有氯离子的水溶液，分解成单一的离子，如氯
离子、钠离子和氢离子。

有作为负电流（anicurrents）电迁移的电催化剂，催化电离水
解过程。

当化学反应进行时，化合物在催化剂的影响下被分解成离子，相关电荷通过催化
剂迁移，最终形成由质子和电子组成的离子结构。

电离水解过程也可以催化其他物质的反应，例如甲烷的水氧化反应。

在此过程中，用
电催化剂催化的电离水解将甲烷水氧化分解为碳氢键中的氢原子和二氧化碳，可以充分利
用甲烷。

此外，电离水解还可以将有机物形成的络合物分解成离子，从而安全的运输和储存。

此外，电离水解还可以用来除去水中的重金属离子，从而减少对人体和动植物的有害污染。

由于本质上，电离水解是一种物化反应，因此它在日常生活中也同样具有重要作用。

例如，当饮用水中含有比较多的离子时，可以通过电离水解的效应，使水的电导率降低，
从而改善水的口感。

从上面可以看出，电离水解在日常生活、分离、保存和防止污染方面都有重要意义，
是一项技术重要而且广泛应用的技术。

尽管电离水解已有很多应用，但也存在一些局限性，例如，当电离水解作用于复杂的混合物时，其结果不是完全有序的，部分有机物可能被完
全分解，影响结果的一致性。

因此，需要更加精心的设计和专业技术，以获得更好的结果。

高二选修4化学弱电解质的电离、盐类水解课件

_
NH4+ +H2O NH4Cl +H2O
NH3.H2O + H+ NH3.H2O + HCl
二、盐类的水解
弱酸
结果
碱性
弱酸根离子
盐
电离水解条件
盐的水解
H+
电离
向平移衡动正
水
向平移衡动正
弱碱根离子
盐的水解
OH－
结果
弱碱
酸性
三、盐类水解的规律
类型
强酸弱碱盐
实例
NH4Cl
是否水解
H++CO32－
四、水解平衡——盐溶液酸碱性的比较
4、多元弱酸对应的酸式盐：
水解程度和电离程度的相对大小
大部分呈现碱性个别呈现碱性（ NaH2PO4和NaHSO3 ）
☆将等物质的量浓度的下列溶液的pH按照由大到小的顺序排列：
①Na2SO3 、NaHSO3、Na2SO4、NaHSO4 Na2SO3
NH4+ +H2O 水解呈现酸性，可以除去金属表面的氧化物，使其易于焊接
5、指导正确使用肥料 Ca(H2PO4)2 (酸性)
Ca3(PO4)2 ↓
K2CO3(碱性)
NH4+(酸性)
NH3↑
6、Na2SiO3 （水玻璃）是一种矿物胶，在使用过程中为了加速凝结，常和NH4Cl溶液混合使用：
SiO3 2－+2NH4++2H2O H2SiO3 ↓+ 2NH3· 2O H
> Na2SO4 >NaHSO3 > NaHSO4 > NaH2PO4 > H3PO4

高中化学电离水解教案

高中化学电离水解教案一、教学目标：1. 知识：了解电离水解的概念，掌握电离水解的条件和影响因素。

2. 能力：能够运用所学知识解释酸碱性质，分析化学反应过程。

3. 情感：培养学生对化学知识的兴趣和好奇心，提高实验操作能力。

二、教学重点和难点：1. 电离水解的概念和条件。

2. 影响电离水解的因素。

3. 理解电离水解对化学反应的重要性。

三、教学过程：1. 概念解释（15分钟）：- 介绍电离水解的概念和意义。

- 展示电离水解反应方程式及其解释。

2. 条件和影响因素（20分钟）：- 讲解电离水解的条件和影响因素。

- 分析电离水解对酸碱性质的影响。

- 展示实验操作过程。

3. 实验操作（30分钟）：- 制备电离水解实验溶液。

- 对实验现象进行观察和记录。

- 讨论实验结果，总结结论。

4. 典型例题（15分钟）：- 提供典型例题，让学生进行解答和讨论。

- 结合例题，巩固学生对电离水解的理解和运用。

5. 拓展应用（10分钟）：- 展示电离水解在生活中的应用案例。

- 引导学生思考电离水解对生产和生活的重要性。

四、教学反馈：1. 课堂小结：总结本节课的重点内容，梳理学生的学习思路。

2. 课后作业：布置相关练习题目，检验学生对电离水解的掌握程度。

3. 微信群互动：提供学生课外学习资源，与学生进行在线交流和答疑。

五、教学资源：1. 电离水解实验材料：酸碱指示剂、试管、滴管等。

2. 课件和PPT：包含教学内容和实验步骤的演示材料。

3. 教辅书籍和参考资料：提供给学生和教师作为课外学习和备课参考。

六、教学评估：1. 学生实验报告：评分并给予反馈意见。

2. 学生课堂参与度：记录学生的课堂表现和积极性。

3. 学生课后表现：查阅学生课后作业，评估学生对本节课知识的掌握情况。

以上为高中化学电离水解教案范本，敬请参考和借鉴。

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